Практическое занятие № 12, 13

Практическое занятие № 12, 13

Обменные реакции в растворах

Цель: Вам необходимо овладеть учебной программой данного занятия и научиться применять данный материал в своей будущей профессии.

Сделайте записи в рабочей тетради по плану:

-дата;

-номер занятия;

-тема занятия;

-цель занятия;

-основные вопросы темы.

1. Ионные реакции в растворах. Условия протекания ионных реакций. 2. Процессы комплексобразования. 3. Реакции нейтрализации и реакции гидролиза солей. 4. Гетерогенные равновесия в растворах. 5. Решение задач.

Учебные вопросы занятия

6. Лабораторная работа.

При подготовке к данному занятию Вам необходимо повторить:

Модуль 3. Комплексные соединения

Модуль 4. Основы химии растворов.

4.1. Растворы неэлектролитов

4.2. Растворы электролитов

4.2.1. Кислоты и основания

При отработке 1-го учебного вопроса обратите внимание: ионные реакции в растворах; ионно-молекулярная форма записи уравнений химических реакций в растворах; направление протекания реакций в растворах электролитов; условия практически необратимого протекания ионных реакций.

При отработке 2-го учебного вопроса обратите внимание: процессы комплексообразования в растворах; смещение равновесий в растворах комплексных соединений; значение комплексных соединений в биотехнологии.

При отработке 3-го учебного вопроса обратите внимание: реакции нейтрализации и реакции гидролиза солей; степень и константа гидролиза; факторы, определяющие степень гидролиза; обратимый и необратимый гидролиз; роль гидролиза биоорганических соединений в процессах жизнедеятельности.

При отработке 4-го учебного вопроса обратите внимание: гетерогенные равновесия в растворах; произведение растворимости; образование и растворение осадков.

При отработке 5-го учебного вопроса обратите внимание: примеры решения задач на заданную тему.

При отработке 6-го учебного вопроса обратите внимание: методику выполнения лабораторной работы.

Экспериментальная часть

Лабораторная работа №1. Реакции гидролиза солей

Опыт 1. Различные случаи гидролиза солей.

Взять пять пробирок.

В первую пробирку налить 1 мл раствора хлорида аммония NH4Cl, во вторую – 1 мл раствора ацетата натрия CH3COONa, в третью – 1 мл раствора хлорида натрия NaCl, в четвертую – 1 мл раствора карбоната натрия Na2CO3, в пятую – 1 мл воды.

Затем в каждую пробирку добавить 1 – 2 капли раствора универсального индикатора. Отметить окраску растворов в пробирках. Определить значение рН раствора.

Результаты наблюдений свести в таблицу.

Таблица 1.

№ пробирки	1	2	3	4
Растворенная соль	NH4Cl	CH3COONa	NaCl	Na2CO3
Цвет индикатора
рН

Сделать выводы. Составить уравнения реакций гидролиза в молекулярной и ионной форме.

Опыт 2. Влияние концентрации раствора на степень гидролиза соли.

Налить в пробирку 1–2 мл раствора сульфата цинка (ZnSO4), добавить по каплям раствор гидроксида калия (КОН) до появления осадка, а затем до его растворения. К полученному раствору добавить воду до появления осадка.

Сделать выводы. Составить уравнения реакций гидролиза в молекулярной и ионной формах.

Опыт 3. Влияние температуры на степень гидролиза соли.

Налить в пробирку 1–2 мл раствора ацетата натрия CH3COONa и прибавить 1–2 капли фенолфталеина. Нагреть раствор в пробирке и наблюдать изменение окраски индикатора. Сделать вывод о влиянии температуры на степень гидролиза солей и дать объяснение.

Опыт 4. Смещение равновесия гидролиза.

Налить в пробирку 2–3 капли раствора хлорида железа (III) FeCl3, а затем прибавить по каплям раствор карбоната натрия Na2CO3 до появления осадка и выделения газа. Сделать вывод. Составить уравнения реакций.

Лабораторная работа №2. Гетерогенные равновесия в растворах

Опыт 1. Аргентометрия. Обоснование выбора индикатора

А. В одну пробирку наливают 1 мл раствора КCl, в другую – 1 мл раствора K2CrO4. В каждую пробирку добавляют несколько капель раствора нитрата серебра (I). Отмечают цвета осадков. Записывают уравнения реакций в молекулярном и ионном виде.

Б. Наливают в пробирку 1 мл раствора хлорида калия, затем 1 мл раствора хромата калия и добавляют по каплям раствор нитрата серебра (I), отмечают образование осадков и их цвет. Объясняют наблюдаемые явления. Объяснение подтверждают расчетами концентраций ионов серебра Ag+, необходимых для осаждения хлорида серебра (I) и хромата серебра (I) (KsAgCl=1,8*10-10;KsAg2CrO4=1,8*10-12;[Clֿ]=[CrO42-] =0,1 моль/л).

В. Объясните возможность использования хромата калия в аргентометрии в качестве индикатора.

Опыт 2. Определение содержания хлорида ионов в анализируемом растворе методом аргентоментрии

А. Заполняют микробюретку титрантом – раствором AgNO3. В колбу для титирования отбирают пипеткой 2 мл анализируемого раствора и добавляют к нему 1-2 капли раствора K2CrO4.

Б. Титруют анализируемый раствор титрантом – раствором AgNO3 при энергичном перемешивании до тех пор, пока не появится неисчезающее кирпично-красное окрашивание осадка. Определяют по делениям микробюретки объем раствора AgNO3, пошедшей на титрование.

В. Титрование повторяют несколько раз, до получения не менее трех результатов, отличающихся друг от друга не более чем на 0,02 мл. Результаты вносят в таблицу.

Таблица 2

№	Объем раствора, мл	Концентрация Clֿ ионов
Анализируемого раствора	титранта AgNO3	С моль/л	Т г/мл	W %
V 1 V2	V ср.

Анализ и обработка экспериментальных данных

Расчет содержания ионов Clֿв анализируемом растворе проводится по формулам.

Молярная концентрация эквивалента в растворе:

C(Cl-)=C(AgNO3)*Vср.(AgNO3)/Vанализ. р-ра.

Титр раствора T(Cl-)=C(Cl-)*M(Cl-)*f(Cl-)/1000.

Массовая доля ионов в растворе w (Cl-), %=T(Cl-)*100%; (ρ=1 г/мл).

Вывод: на основании проделанной работы сделайте вывод об условиях определения содержания хлорид-ионов в биологических жидкостях, питьевых и сточных водах. Укажите титрант, индикатор, температуру, pH анализируемого раствора.

Рекомендуемая литература:

·  Основная литература

1. Общая химия. Учебник для медицинских вузов. (, ), 976 с. –М, ГЭОТАР Медиа, 2009 г.

2. Практикум по общей и биоорганической химии. Учебное пособие для

студентов медицинских вузов ( Ред. ).- М., АКАДЕМИЯ., 3 изд., 235 с., 2008 г.

·  Дополнительная литература:

1. Общая химия. Учебник для медицинских вузов. (, ), 976 с. - М, ГЭОТАР Медиа, 2007 г.

2. Биофизическая и бионеорганическая химия (, , ), М, МИА, 2008, - 416 с

3. «Химия: Основы химии Живого: Учебник для вузов. СПб: Химиздат, 2000. -768 с.

4. Лабораторный практикум по общей химии: уч. пособие и др. – Ставрополь, 2003 г.